《无机化学》复习题
第1章 物质及其变化
知识点：
1、理想气体状态方程、分压定律、
2、物质的量、摩尔质量、体积、质量、物质的量浓度之间的转换；稀释定律；溶液的配制 练习：
1、同温同压下，同质量的下列气体含分子数目最多的是（ ） A、CO B、O2 C、CO2 D、H2
2、将40gNaOH溶于1L水中，所得溶液的物质的量浓度为( ) 3、4.9g的H2SO4与0.2mol的H2O中，含有相同的（ ） 4、配制500ml 0.1mol/L NaOH溶液,需NaOH的质量为( )克. 5、标准状况下，22.4L氢气中一定含有6.02×1023个氢分子
6、配制100ml的1mol/L的Hcl溶液，需要12mol/L的Hcl溶液的体积是多少？如何配制？ 7、使1molHCl与0.48molO2混合，在660K和101325Pa达成下列平衡时，生成0.40mol的Cl2。 4HCl（g）+O2（g） =2H2O（g）+2 Cl2 试求（1）各气体的平衡分压；（2）平衡
θ
常数Kp
第2章 化学反应速率和化学平衡
1、影响化学反应速率的主要因素有：反应物的性质、浓度、温度、催化剂
2、达到化学平衡的特征是：是有条件的、相对的、暂时的动态平衡；达到平衡时系统中分物质的浓度不再随时间改变；当平衡条件改变时原有平衡状态随之改变。 3、改变化学平衡的影响因素有：
（1）浓度：增大反应物浓度、降低生成物浓度，反应将正向进行。 （2）温度：升高温度，平衡向吸热方向移动。
（3）压力：在恒温下，增大系统压力，平衡向气体分子总数减小的方向移动。 （4）催化剂：只改变反应速率，不能使平衡发生移动，不能改变平衡组成。 4、平衡常数只与温度有关。故当化学平衡移动时，平衡常数不一定随之改变。
第3章 电解质溶液和离解平衡
1、pPH+pOH=14
2、酸性比较：PH值越大，酸性越弱，碱性越强。当溶液的PH=0，则该溶液呈酸性；PH=7，溶液呈中性。PH>7，溶液呈碱性，但溶液中仍然存在H+离子 3、一元弱酸PH值的计算：[H+]=cα=Ka?c酸
某弱酸HA的Ka=1.0×10，则1.0mol/L该弱酸溶液的pH值
4、同离子效应：在弱电解质溶液中，加入弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的离解度减小。
盐效应：在弱电解质溶液中，加入弱电解质不具有相同离子的强电解质，使弱电解质的离解度略有增大。
5、缓冲溶液：能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持溶液的PH基本不变
-6、CH3COOH-CH3COONa体系： 抗酸成分CH3COO 抗碱成分CH3COOH
++
NH3·H2O-NH3Cl体系：抗酸成分NH3·H2O 抗碱成分NH4
θ
—6
- 1 -
NaH2PO4-Na2HPO4体系： 抗酸成分HPO4 抗碱成分H2PO4 7、溶解度与Ksp的关系：
（1）AB型难溶电解质AB（s）== A（aq）+B（aq） S?+
-
2--
KSP
KSP 4（2）AB2或A2B型难溶电解质AB2（s）== A（aq）+2B（aq） S?3+
-
8、溶度积规则：沉淀的生成---QC＞Ksp ；沉淀的溶解QC＜Ksp （用于判断沉淀有无生成） 练习：在300ml0.04mol/L MgCl2溶液中，加入300ml0.20mol/L氨水溶液，有无Mg(OH)2
θθ
沉淀生成？ （已知Ksp(Mg(OH)2)=1.8×10-11，Kb(NH3?H2O)=1.76×10-5）
9、分步沉淀，可进行离子的分离。同类型、同浓度, Ksp小的先沉淀；不同类型，须计算开始沉淀所需沉淀剂的浓度，所需浓度小的先沉淀。（用于判断沉淀生成的先后顺序） 10、沉淀的转化：在试剂作用下，由一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程。 类型相同的难溶强电解质：一般来说，溶度积大(易溶)的难溶电解质易转化为溶度积小（难溶）的难溶电解质，二者溶度积相差越大, 转化越完全；反之溶度积小者向溶度积大者转化较困难
第4章 氧化还原反应和电化学基础
知识点：氧化数、氧化剂、还原剂、氧化还原反应、氧化还原电对的概念；原电池的组成、盐桥的作用；氧化剂、还原剂相对强弱的判断；氧化还原反应进行的方向的判断 1、氧化还原反应的实质： “升失氧化还原剂，降得还原氧化剂” 2、氧化还原反应方程式配平（氧化数法和离子-电子法） （1）、配平原则：质量守恒、电量守恒 （2）配平规律——介质产物的一般规律 酸中出水，碱中出水，水中出酸或碱
+-反应物多氧——酸性 加H →H2O； 碱性 加H2O→OH
+-反应物少氧——酸性 加H2O→H ； 碱性 加OH→H2O
3、原电池是能将化学能转变为电能的装置 原电池的表示——电池符号书写规则 ①负极写在左边（-），正极写在右边（+），用“‖”表示盐桥。 4、电极电势的应用
（1）判断氧化剂和还原剂的相对强弱（2）判断氧化还原反应进行的方向 （3）判断氧化还原反应进行的程度
（4）元素电势图：若元素有多种氧化态，则可组成多个电对，将各电对??的关系以图表方式表示，称元素电势图。规定：按氧化数从高低顺序排列。 练习：
1、根据标准电极电势值判断下列金属中还原能力最强的是（ ）
A、Na(-2.71V） B、Mg(-2.37V) C、K(-2.92V) D、Zn(-0.763V) 2、下列既有氧化性又有还原性的物质是（ ） A、H2O2 B、H2S C、NH3 D、H2SO4 3、下列哪组转变是被氧化的过程( )
—2-+ 3+
A、Cu2+→Cu B、Fe2+→Fe3+ C、Cl2→Cl D、Cr2O7+14H→2Cr+7H2O 4、关于原电池的下列叙述中错误的是（ ）
A、盐桥中的电解质可以保持两半电池中的电荷平衡
- 2 -
B、盐桥用于维持电池反应的进行
C、盐桥中的电解质不参与电池反应 D、电子通过盐桥流动
5、将铜片插入盛有0.1mol/L的CuSO4溶液的烧杯中,银片插入盛有0.1mol/L的AgNO3溶液
θ+θ2+
的烧杯中,用盐桥和导线连结成原电池。（φ(Ag/Ag)=0.7996V，φ(Cu/Cu)=0.3419V） （1）写出该原电池的符号。
（2）写出正极、负极上发生的电极反应式和原电池的电池反应。 （3）求该电池的电动势。
2+
（4）当C(Cu)降低时，电池的电动势将如何变化？
第5章 原子结构与元素周期律
知识点：核外电子运动状态的描述（四个量子数）；电子排布式；核外电子排布的规则；；分子间的作用力；配位键的概念
1、量子数n、?、m、ms（根据量子数大小，判断能量高低） ①n—主量子数（n取自然数）
意义：表示电子离核的远近（统计意义）；是决定电子能量的主要因素，常将n决定的能量状态称为电子层(主层）。 ②?—角量子数（≤ n-1）
意义：确定原子轨道的形状，在多电子原子中是决定电子能量的次要部分。称为电子亚层或能级。
③m—磁量子数（|m|≤ ?）
意义：决定原子轨道在空间的伸展方向，不影响电子能量。 m有几个值，就有几个轨道。 ④ms---自旋量子数（ms=±1/2）
2、电子排布式写法；核外电子排布的规则 3、元素的周期性
（1）周期是根据最高能级组确定的，共七个周期。周期数=最高能级组数=电子层数 （2）元素分区、族数与电子构型： 主族元素：族数=最外电子层电子数
副族元素：ⅠB、ⅡB=最外电子层电子数 ⅢB～Ⅷ=ns电子数+(n-1)d电子数 s区、p区、d区、ds区、f区元素 （3）规律：①各周期元素的数目②元素原子的最外电子层电子数≤8③元素原子的次外电子层电子数≤18
4、元素某些性质的周期性变化规律
原子半径、电离势Ⅰ、电子亲和势E、电负性周期性变化规律 电负性：铯（钫）最小，氟最大。
5、碳族元素、氧族元素、卤素的价电子层结构
第6章 配位化合物
1、配合物的组成：内界（中心离子或原子、配离子或配分子）、外界 2、命名：
3、结构：价键理论（配位键、杂化轨道、空间构型）
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第7章 分子结构与晶体结构
1、化学键相邻原子之间的强烈相互作用。包括离子键、共价键、金属键 2、离子键：
（1）形成条件：常见活泼金属与活泼非金属。（2）本质：静电作用。 （3）特征：无方向性、无饱和 3、共价键：
（1）本质：共用电子对
（2）形成条件：成单电子自旋相反且原子轨道最大重叠 （3）共价键的特征：①饱和性②方向性
（4）共价键的类型：σ键；π键 重叠程度：σ键大于π键
4、分子间的作用力又称为范德华力，包括取向力、诱导力、色散力，特殊的还有氢键（有方向性的分子间力）
第8章 重要的金属及其化合物 第9章 重要的非金属及其化合物
1、碱金属、碱土金属的共性、价电子构型
2、卤素、氧族、硫族、氮族、碳族元素的共性、价电子构型 3、硅的物理性质和化学性质：(P231)
硅在地壳中的含量丰富，约占27%，仅次于氧，在自然界中主要以二氧化硅和硅酸盐的形式存在，单质硅有无定形和晶型两种。只有高纯单晶硅才能作为半导体材料，其纯度要求在99.99999%以上。 硅的电子排布式
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